Équilibrer une équation d’oxydoréduction – méthode des nombres d’oxydation
ChimieRéactions et oxydoréduction15–16 ans
Utilisez-la avec votre classe : vos élèves l’ouvrent par un lien ou un QR code, sans créer de compte.
À suivre dans Réactions et oxydoréduction
Pas à pas : attribuez les nombres d’oxydation de chaque élément, repérez ceux qui gagnent ou perdent des électrons, écrivez les demi-équations d’oxydation et de réduction, puis multipliez-les pour que les électrons cédés égalent les électrons captés (une animation montre les électrons passer du réducteur à l’oxydant), et reportez enfin les coefficients dans l’équation complète. Les élèves choisissent une réaction du manuel et cliquent sur Étape suivante, ou laissent le déroulement automatique.
Leçon : Nombres d’oxydation, réducteurs et oxydants, équilibrage des équations d’oxydoréduction
Ce qu’elle montre
Dans une réaction d’oxydoréduction, des électrons passent d’un réducteur, dont le nombre d’oxydation augmente, à un oxydant, dont le nombre d’oxydation diminue. La méthode des nombres d’oxydation s’appuie sur ce principe : attribuer les nombres d’oxydation, écrire les demi-équations d’oxydation et de réduction, les multiplier pour que les électrons cédés égalent les électrons captés, reporter les coefficients dans l’équation complète et ajuster les autres atomes. Parmi les sept réactions, certaines ne réduisent qu’une partie d’un réactif, comme le cuivre avec l’acide nitrique dilué, où la majeure partie de HNO₃ forme simplement le sel nitrate.
Mode d’emploi
Choisissez une Réaction et parcourez les cinq étapes avec Étape suivante ▶, en vous arrêtant à chacune pour demander la suite : quels nombres d’oxydation changent, quelles sont les deux demi-équations, quels multiplicateurs équilibrent les électrons. Pour une démonstration collective, utilisez Automatique avec une Durée par étape plus longue. Laissez d’abord Indiquer réducteur / oxydant activé, puis désactivez-le et laissez les élèves identifier eux-mêmes les espèces.
Paramètres modifiables
- Réaction Fe + O₂ → Fe₂O₃, Mg + HCl → MgCl₂ + H₂, Cu + HNO₃ dilué → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O, Cu + H₂SO₄ concentré → CuSO₄ + SO₂ + H₂O, KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O, NH₃ + O₂ → NO + H₂O, Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂
- Étapes automatiques
- Durée par étape 1–6 s
- Indiquer réducteur / oxydant
Questions à explorer
- Dans KMnO₄ + HCl, quel élément est oxydé, et pourquoi une partie seulement de HCl joue-t-elle le rôle de réducteur ?
- Pourquoi le coefficient de HNO₃ est-il supérieur au nombre d’atomes d’azote réduits ?
- Dans Fe₂O₃ + CO, quelle espèce est le réducteur, et combien d’électrons chaque molécule perd-elle ?
Questions fréquentes
Comment reconnaître l’oxydant et le réducteur dans une réaction ?
Il faut comparer les nombres d’oxydation des deux côtés de l’équation : l’espèce contenant l’élément dont le nombre augmente est le réducteur, celle contenant l’élément dont le nombre diminue est l’oxydant. Le réducteur cède des électrons et s’oxyde tandis que l’oxydant les capte et se réduit, si bien que dans Mg + HCl le réducteur est Mg (de 0 à +2).
Comment déterminer les nombres d’oxydation des éléments d’un composé ?
On part de valeurs fixes, avec un élément à l’état de corps simple à 0, H à +1 et O à −2 (sauf dans les hydrures métalliques, les peroxydes et OF₂), puis on applique la règle : la somme vaut 0 dans une molécule et la charge de l’ion dans un ion. Dans HNO₃, par exemple, +1 + x + 3(−2) = 0 donne x = +5 pour l’azote.
Pourquoi les électrons cédés doivent-ils égaler les électrons captés dans une équation d’oxydoréduction ?
Ils doivent être égaux parce que chaque électron cédé par le réducteur est forcément capté par l’oxydant, et l’on multiplie donc les demi-équations jusqu’au plus petit commun multiple de leurs électrons. Dans Fe + O₂, chaque Fe cède 3 e⁻ et chaque O₂ en capte 4, de sorte que les multiplicateurs 4 et 3 donnent 12 e⁻ de chaque côté.
